Alors On Science Concours Licence Vétopar Alors On Science

Rappels Première–Terminale

Les bases à rendre automatiques avant le concours.

Mole, concentrations, dilution, tableau d’avancement et oxydoréduction : cinq outils simples en apparence, mais indispensables dans presque tous les chapitres du supérieur.

Contenu pédagogique original par Rémi Piau · Programme officiel et cohérence scientifique vérifiés le 8 septembre 2026.

NiveauRéactivation lycée
Durée35 à 45 minutes
ObjectifCalculer sans perdre le sens chimique

1. Commencer par les unités

Une relation juste avec des unités incohérentes produit un résultat faux. Avant chaque calcul, ramenez les grandeurs dans un système compatible : litres pour une concentration en mol·L−1, grammes pour une masse molaire en g·mol−1, secondes si la constante cinétique est en s−1.

250 mL= 0,250 L
3,2 mmol= 3,2 × 10−3 mol
45 min= 2,70 × 103 s
RéflexeÉcrivez la conversion sur une ligne distincte. Les puissances de dix cachées dans la calculatrice sont une cause fréquente d’erreur.

2. La mole relie trois mondes

La quantité de matière n permet de passer du nombre d’entités à une masse ou à une concentration. Choisissez la relation à partir des données réellement disponibles.

La constante d’Avogadro, notée NA, donne le nombre d’entités par mole : NA = 6,022 140 76 × 1023 mol−1. Le nombre N d’entités est sans unité, tandis que n s’exprime en mol.

n = N / NA   ·   n = m / M   ·   n = cV
RelationDonnéesContrôle d’unité
n = N/NAnombre d’entitésmol
n = m/Mmasse et masse molaireg ÷ (g·mol−1) = mol
n = cVsolution de concentration connuemol·L−1 × L = mol

Exemple guidé — acide lactique

Question. Un prélèvement contient 3,60 g d’acide lactique C3H6O3, de masse molaire 90,1 g·mol−1. Déterminer la quantité de matière et le nombre de molécules.

  1. Relation : n = m/M.
  2. Unités : g ÷ (g·mol−1) = mol.
  3. Calcul : n = 3,60 g ÷ 90,1 g·mol−1 = 3,996 × 10−2 mol, soit 40,0 mmol.
  4. Entités : N = nNA = 3,996 × 10−2 mol × 6,022 × 1023 mol−1 = 2,41 × 1022. Les unités mol et mol−1 se simplifient.
  5. Contrôle : quelques grammes d’une petite molécule correspondent bien à quelques centièmes de mole.

Conclusion. Le prélèvement contient 40,0 mmol, soit environ 2,41 × 1022 molécules.

3. Dissoudre et diluer ne sont pas la même opération

Lors d’une dissolution, on introduit un soluté pour préparer une solution. Lors d’une dilution, on prélève une solution mère et l’on ajoute du solvant : la quantité de soluté prélevée est conservée.

c = n / V   ·   Cm = m / V   ·   c = Cm / M   ·   cmèreVprélevé = cfilleVfille

Exemple guidé — dilution

On veut préparer 250,0 mL d’une solution à 4,00 × 10−2 mol·L−1 à partir d’une solution mère à 0,500 mol·L−1.

Relation littérale : Vprélevé = cfilleVfille/cmère.

Compatibilité des unités : les concentrations sont toutes deux en mol·L−1 ; le volume calculé conservera donc l’unité choisie pour Vfille.

Calcul : Vprélevé = (4,00 × 10−2 mol·L−1 × 250,0 mL) ÷ 0,500 mol·L−1 = 20,0 mL.

Contrôle : la solution fille est 12,5 fois moins concentrée ; le prélèvement doit donc représenter 1/12,5 du volume final, soit 20,0 mL.

Geste expérimental : prélever 20,0 mL de solution mère avec une pipette jaugée, transférer dans une fiole jaugée de 250,0 mL, puis compléter jusqu’au trait.

Si un solide ionique se dissocie, la concentration apportée du soluté ne se confond pas avec celle de chaque ion. Pour CaCl2(s) → Ca2+(aq) + 2 Cl−(aq), une dissociation totale donne [Ca2+] = c et [Cl−] = 2c.

4. Le tableau d’avancement rend la stœchiométrie visible

Pour une réaction a A + b B → c C, un avancement ξ, exprimé en mol, consomme aξ et bξ, puis forme cξ. Le réactif limitant se trouve en comparant n0/coefficient stœchiométrique — pas les masses ni les quantités seules.

Exemple corrigé — synthèse d’ammoniac

On considère N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g), avec 0,400 mol de N2 et 0,900 mol de H2. La transformation est supposée totale.

Étatn(N2) en moln(H2) en moln(NH3) en mol
Initial0,4000,9000
Variation−ξ−3ξ+2ξ
Final0,400 − ξ0,900 − 3ξ2ξ

ξmax = min(0,400 mol ÷ 1 ; 0,900 mol ÷ 3) = 0,300 mol. H2 est limitant. À l’état final : n(N2) = 0,100 mol, n(H2) = 0 mol et n(NH3) = 0,600 mol.

Contrôle : les 0,900 mol de H2 sont bien entièrement consommées et toutes les quantités finales sont positives ou nulles.

5. En oxydoréduction, suivre les électrons

OxydantEspèce capable de capter un ou plusieurs électrons ; elle est réduite.
RéducteurEspèce capable de céder un ou plusieurs électrons ; elle est oxydée.

Pour combiner deux couples, écrivez une réduction et une oxydation, égalisez le nombre d’électrons, additionnez, puis simplifiez. Aucun électron ne doit rester dans l’équation-bilan.

Exemple corrigé — zinc et ions cuivre(II)

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e−
Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s)

En additionnant :

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Le zinc cède les électrons : c’est le réducteur. Cu2+ les capte : c’est l’oxydant. Les atomes et la charge totale sont conservés.

Équilibrer une demi-équation en milieu acide

  1. équilibrer les éléments autres que O et H ;
  2. équilibrer O avec H2O ;
  3. équilibrer H avec H+ ;
  4. équilibrer les charges avec e− ;
  5. recompter les atomes et la charge de chaque côté.
Exemple de contrôleMnO4− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O. La charge vaut +2 de chaque côté et les huit hydrogènes sont conservés.

6. Vérification rapide

Quatre questions avant de poursuivre

1. Combien de moles y a-t-il dans 25,0 mL à 0,120 mol·L−1 ?
On utilise n = cV avec un volume exprimé en litres : V = 25,0 mL = 25,0 × 10−3 L. Ainsi n = 0,120 mol·L−1 × 25,0 × 10−3 L = 3,00 × 10−3 mol. Les litres se simplifient et le résultat est bien une quantité de matière.
2. Une dilution par 5 multiplie-t-elle la quantité prélevée par 5 ?
Non. La quantité de soluté contenue dans le prélèvement est conservée pendant l’ajout de solvant. Le volume final est cinq fois plus grand que le volume prélevé ; la concentration finale est donc cinq fois plus petite.
3. Dans 2 A + B → P, peut-on comparer directement n0(A) et n0(B) ?
Non. Les réactifs ne sont pas consommés dans les mêmes proportions. On compare n0(A)/2 et n0(B)/1 ; la plus petite valeur fixe l’avancement maximal et identifie le réactif limitant.
4. Une oxydation consomme-t-elle des électrons ?
Non. Une oxydation libère des électrons : ils apparaissent à droite de la demi-équation. Une réduction les consomme : ils apparaissent à gauche. Dans l’équation-bilan, le même nombre d’électrons est cédé puis capté, et aucun électron ne subsiste.
Faire le diagnostic PremièrePasser à l’atomistique
Source officiellePrérequis de spécialité physique-chimie et programme officiel de chimie du concoursVérifié le 8 septembre 2026Consulter le SCAV